Práctica No. 1 “Enlaces”

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio Química Básica

Grupo: 1CM12

Práctica No. 1

“Enlaces”

Integrantes: Martínez Munguía Héctor Jael

Bautista Ángeles Kenia

Bobadilla Reyes Daniel

Eduardo Álvarez Mejía

Profesor: Antonio Hernández Espejel

29 de Agosto del 2013

OBJETIVO: El alumno identificará el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas, de acuerdo a las propiedades y características que se presentan.

MARCO TEÓRICO.

Estructura de Lewis.

En 1913, Gilbert Newton Lewis propuso una representación pictórica para los electrones de valencia, en la que utilizó puntos, círculos o cruces, con la finalidad de explicar didácticamente, la forma cómo se transfieren o comparten los electrones cuando los átomos se unen.

En las estructuras de Lewis para los elementos representativos, el símbolo del elemento, representa el kernel del átomo (capas internas) y los electrones externos o de valencia se representan mediante puntos, cruces o círculos.

Regla del octeto

Las primeras ideas acerca del papel que juegan los electrones en la formación de los enlaces químicos, fueron las de Kossel y Lewis. Sus interpretaciones fueron más o menos complementarias, Walter Kossel en 1916, subrayó el fenómeno de la transferencia electrónica y Gilbert Newton Lewis en 1913, la compartición de electrones, pero ambos partieron de la misma premisa: la observación de que las configuraciones electrónicas de los gases nobles son extremadamente estables y la hipótesis de que los átomos tienden a adquirir dicha configuración cuando pierden, ganan o comparten electrones.

Como los gases nobles, a excepción del helio, tienen ocho electrones en su capa de valencia, la teoría de Lewis se conoce como teoría del octeto.

El químico alemán Walter Kossel propuso que esta estructura electrónica estable de 8 electrones, se logra cuando los átomos ceden o aceptan electrones y el norteamericano Gilbert Newton Lewis cuando los átomos comparten electrones

1. La existencia de muchos compuestos en los que están presentes átomos rodeados por menos o más de ocho electrones, trajo más tarde la necesidad de reformular la regla del octeto, ya que presenta limitaciones, como la de no funcionar para todos los elementos representativos y los elementos de transición y transición interna, debido a la existencia de orbitales d y f, respectivamente.

El enlace iónico

Los compuestos iónicos están constituidos por cationes y aniones.

A excepción del ion amonio, todos los cationes se derivan de átomos metálicos. Los compuestos iónicos más simples son los compuestos binarios (que están formados por dos elementos), aquellos que se forman de la unión química de un metal con un no metal, ejemplo de ello, son las sales binarias, los hidruros y los óxidos de cualquier catión metálico. Sin embargo existen compuestos iónicos ternarios y cuaternarios como los hidróxidos y las oxisales respectivamente.

El enlace covalente

El enlace covalente se define como la fuerza de atracción que resulta al compartir electrones entre dos átomos no metálicos. Esta idea fue propuesta en 1913 por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.

El término covalencia significa literalmente "valencia compartida" (así lo indica el prefijo "co") y en efecto la covalencia se refiere a un tipo de enlace que se presenta cuando átomos no metálicos que tienen valores de electronegatividad iguales o muy cercanos se unen entre sí compartiendo sus electrones.

La electronegatividad es una medida de la atracción que ejerce un átomo de una molécula sobre el par de electrones compartidos. Cuanto más electronegativo es un átomo, mayor será su tendencia a atraer los electrones del enlace. La diferencia de electronegatividad nos permite clasificar al enlace covalente como: no polar o polar.

Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza. En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas es la que mantiene unidos a los átomos de una molécula. Una medida cuantitativa de esta atracción es la energía de enlace, que se estudiará en la sección 9.10. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrólitos fuertes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a disolver, sus disoluciones acuosas por lo general no conducen electricidad porque estos compuestos son no electrólitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen electricidad porque contienen cationes y aniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad porque no hay iones presentes. En la tabla 9.3 se comparan algunas propiedades generales de un compuesto iónico común, el cloruro de sodio, con las de un compuesto covalente, el tetracloruro de carbono (CCI4).

MATERIAL:

 7 Vasos de precipitados de 100 cc.

 1 Vaso de precipitados de 400 cc.

 1 Socket para foco 127 Volts.

 1 Foco de 127 Volts.

 3 Extensiones con caimanes en ambos extremos.

 1 Capsula de porcelana.

 1 Pinza de crisol.

 1 Mechero, anillo y tela de alambre con asbesto. REACTIVOS:

1. Soluciones a 30g/L de:

 NaCl.

 KNO₃.

 Azúcar (C₁₂H₂₂O₁₁).

2. Soluciones al 50% volumen de:

 HCl.

 Ácido

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